Vlastnosti zlúčenín lítia v porovnaní so zlúčeninami iných alkalických kovov.

Hydridy, oxidy, peroxidy, hydroxidy alkalických kovov: chemická väzba v zlúčeninách, získavaní a vlastnostiach.

Získavanie sodíka, hydroxidu sodného a uhličitanu sodného v priemysle.

Interakcia s alkalickými roztokmi: a) amfotérne kovy; b) nekovy; c) kyslé oxidy; d) amfotérne oxidy.

Kovy podskupiny IA periodický systém prvky I. I. Mendelejeva Li, Na, K, Rb, Cs a Fr sa nazývajú alkalické.

Alkálie, kovy alkalických zemín, Be a Mg patria medzi najviac elektropozitívne prvky. V zlúčeninách s inými prvkami je oxidačný stav + 1 typický pre kovy podskupiny IA a +2 pre kovy podskupiny PA. S nárastom počtu elektrónových vrstiev a nárastom polomerov klesá ionizačná energia atómov. V dôsledku toho sa chemická aktivita prvkov v podskupinách zvyšuje s rastom ich poradového čísla. Ich fotoelektrický efekt je spojený s nízkou ionizačnou energiou, ako aj ich zafarbením plameňovými soľami plynového horáka.Vďaka ľahkému návratu vonkajších elektrónov tvoria alkalické kovy a kovy alkalických zemín zlúčeniny prevažne s iónovou väzbou.

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín vykazujú vysokú

chemická aktivita. Pri zahrievaní vo vodíku sa tvoria

hydridy sú soli podobné zlúčeniny obsahujúce vodík

ako záporne nabitý ión. Vzduch alkalický

kovy sa v závislosti od ich aktivity rýchlo oxidujú, tvoria

oxidy, peroxidy, superoxidy alebo ozonidy.

Súčasne sa Ci, Na a K rozsvietia iba vo vzduchu alebo v atmosfére suchého kyslíka

pri zahrievaní sa a, Rb a Cs samovoľne zapália bez zahrievania.

Charakteristický je len vznik oxidu zloženia M 2 O pri spaľovaní

pre lítium. Sodík tvorí peroxid zloženia M 2 O 2, draslík, rubídium

a zloženie céznych superoxidov MO 2 .

Alkalické kovy prudko reagujú s vodou, vytláčajú z nej vodík a tvoria zodpovedajúce hydroxidy. Aktivita interakcie týchto kovov s vodou sa zvyšuje so zvyšujúcim sa atómovým číslom prvku. Takže - lítium reaguje s vodou bez topenia, sodík - sa topí, draslík - samovoľne sa vznieti, interakcia rubídia a cézia prebieha ešte razantnejšie. Alkalické kovy prudko reagujú s halogénmi a pri zahrievaní so sírou.

Hydroxidy alkalických kovov – zlúčeniny s prevažne

ale iónové. Vo vodných roztokoch úplne disociujú

Charakteristický charakter väzby tiež vysvetľuje ich vysokú tepelnú odolnosť

stabilita: neštiepia vodu ani pri zahriatí na bod varu (nad 1300°C) Výnimkou je hydroxid lítny, ktorý sa pri zahriatí rozkladá štiepením vody. Správanie lítia sa líši aj v iných ohľadoch od správania iných alkalických kovov. Vysvetľuje to jeho neúplná elektronická analógia s ostatnými prvkami skupiny.

Z alkalických kovov len lítium, s relatívne malý pri zahrievaní interaguje s dusíkom, uhlíkom a kremíkom, pričom vzniká Li3N nitrid, Li2C2 karbid a Li6Si2 silicid. V prítomnosti vlhkosti prebieha tvorba nitridov aj pri izbovej teplote.

Na rozdiel od alkalických kovov, ktorých takmer všetky soli sú vysoko rozpustné vo vode, tvorí lítium slabo rozpustný fluorid LiF uhličitan Li 2 CO 3 a fosforečnan Li 3 P04.

Vápnik, stroncium a bárium sa vo vzťahu ku kyslíku a vode správajú ako alkalické kovy. Rozkladajú vodu za uvoľňovania vodíka a tvorby hydroxidov M(OH) 2 . Pri interakcii s kyslíkom tvoria oxidy (CaO) a peroxidy (SrO 2, BaO 2), ktoré reagujú s vodou ako podobné zlúčeniny alkalických kovov.

Horčík sa tiež výrazne líši od kovov alkalických zemín. Napríklad kvôli nízkej rozpustnosti svojho hydroxidu neinteraguje so studenou vodou. Pri zahrievaní je proces uľahčený.

Vo všeobecnosti sú kovy podskupiny PA chemicky aktívne: pri zahrievaní interagujú s halogénmi a sírou za vzniku zodpovedajúcich solí a spájajú sa s molekulárnym dusíkom.

Soli kovov alkalických zemín, podobne ako soli alkalických kovov, sú zložené z iónov. Soli týchto kovov farbia plameň horáka. V charakteristické farby, toto sa nepozoruje pri zlúčeninách Be a Mg.

Na rozdiel od solí alkalických kovov sú mnohé soli kovov podskupiny PA ťažko rozpustné, najmä fluoridy (okrem BeF 2). sírany (okrem BeSO 4 a MgS04), uhličitany. Z vodných roztokov sa zráža Be 2+ vo forme zásaditých uhličitanov rôzneho zloženia, Mg 2+ - vo forme 4MgCO 3 -Mg (OH) 2 -5H 2 O a Ca 2+, Sr 2 + a Ba 2 + zrazenina vo forme stredných uhličitanov MCO3.

A) Be+2NaOH= Na2Be02+H2

Al+NaOH+H20=NaAl02+H2

B) Nekovy, s výnimkou halogénov, nereagujú s alkalickými roztokmi.

Cl2+NaOH=NaCl03+NaCl+H20

IN) kyslé oxidy sa rozpúšťajú iba v zásadách za vzniku soli a vody

S03+2NaOH=Na2S04+H2o

G) Amf me reagujú so silnými zásadami, čím sa prejavujú ich kyslé vlastnosti, napríklad:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Amfotérne oxidy môžu reagovať s alkáliami dvoma spôsobmi: v roztoku a v tavenine.

Pri reakcii s alkáliou v tavenine sa vytvorí obyčajná stredná soľ (ako je uvedené v príklade vyššie).

Pri reakcii s alkáliou v roztoku vzniká komplexná soľ.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (V tomto prípade vzniká tetrahydroxoalluminát sodný)

ALKALICKÉ KOVY
PODSKUPINA IA. ALKALICKÉ KOVY
LÍTIUM, SODÍK, DRASLÍK, RUBIDIUM, CÉZIUM, FRANCÚZSKO
Elektrónovú štruktúru alkalických kovov charakterizuje prítomnosť jedného elektrónu na vonkajšom elektrónovom obale, ktorý je relatívne slabo viazaný na jadro. Každý alkalický kov začína nové obdobie v periodickej tabuľke. Alkalický kov je schopný darovať svoj vonkajší elektrón ľahšie ako ktorýkoľvek iný prvok tohto obdobia. Rez alkalického kovu v inertnom médiu má jasný striebristý lesk. Alkalické kovy sa vyznačujú nízkou hustotou, dobrou elektrickou vodivosťou a topia sa pri relatívne nízkych teplotách (tabuľka 2).
Alkalické kovy pre svoju vysokú aktivitu neexistujú v čistej forme, ale v prírode sa vyskytujú iba vo forme zlúčenín (okrem francia), napríklad s kyslíkom (íly a kremičitany) alebo s halogénmi (chlorid sodný). Chloridy sú suroviny na získavanie alkalických kovov vo voľnom stave. Morská voda obsahuje ALKALICKÉ KOVY 3% NaCl a stopové množstvá iných solí. Je jasné, že jazerá vnútrozemské moria, ako aj podzemné ložiská soli a soľanky obsahujú halogenidy alkalických kovov vo vyšších koncentráciách ako morská voda. Napríklad obsah soli vo vodách Veľkého soľného jazera (Utah, USA) je 13 827,7 % a v Mŕtvom mori (Izrael) až 31 % v závislosti od plochy vodnej plochy, ktorá sa líši podľa sezóny. Dá sa predpokladať, že nevýznamný obsah KCl v morská voda v porovnaní s NaCl sa vysvetľuje asimiláciou iónu K+ morskými rastlinami.
Vo voľnej forme sa alkalické kovy získavajú elektrolýzou tavenín solí, ako je NaCl, CaCl2, CaF2 alebo hydroxidy (NaOH), pretože už neexistuje aktívny kov schopný vytesniť alkalický kov z halogenidu. Pri elektrolýze halogenidov je potrebné kov uvoľnený na katóde izolovať, keďže súčasne sa na anóde uvoľňuje plynný halogén, ktorý aktívne reaguje s uvoľneným kovom.
Pozri tiež VÝROBA ALKALI
Keďže alkalické kovy majú na vonkajšej vrstve iba jeden elektrón, každý z nich je vo svojej perióde najaktívnejší, takže Li je najaktívnejší kov v prvej perióde ôsmich prvkov, Na v druhej perióde a K je najaktívnejší kov v prvej perióde. najaktívnejší kov tretieho obdobia, obsahujúci 18 prvkov (prvé prechodné obdobie). V podskupine alkalických kovov (IA) sa schopnosť darovať elektrón zvyšuje zhora nadol.
Chemické vlastnosti. Všetky alkalické kovy aktívne reagujú s kyslíkom a vytvárajú oxidy alebo peroxidy, ktoré sa navzájom líšia: Li sa mení na Li2O a ostatné alkalické kovy na zmes M2O2 a MO2, zatiaľ čo Rb a Cs sa vznietia. Všetky alkalické kovy tvoria s vodíkovými soľami, tepelne stabilné pri vysokých teplotách, hydridy zloženia M + H, ktoré sú aktívnymi redukčnými činidlami; hydridy sa rozkladajú vodou s tvorbou alkálií a vodíka a uvoľňovaním tepla, čo spôsobuje vznietenie plynu, pričom rýchlosť tejto reakcie pre lítium je vyššia ako pre Na a K.
Pozri tiež VODÍK; KYSLÍK.
V kvapalnom amoniaku sa alkalické kovy rozpúšťajú za vzniku modrých roztokov a (na rozdiel od reakcie s vodou) sa môžu opäť izolovať odparením amoniaku alebo pridaním vhodnej soli (napríklad NaCl z jeho roztok amoniaku). Pri reakcii s plynným amoniakom prebieha reakcia podobne ako reakcia s vodou:

Amidy alkalických kovov majú zásadité vlastnosti podobné hydroxidom. Väčšina zlúčenín alkalických kovov, okrem niektorých zlúčenín lítia, je vysoko rozpustná vo vode. Z hľadiska veľkosti atómu a hustoty náboja je lítium blízke horčíku, takže vlastnosti zlúčenín týchto prvkov sú podobné. Pokiaľ ide o rozpustnosť a tepelnú stabilitu, uhličitan lítny je podobný uhličitanom horečnatým a berýlinatým prvkov podskupiny IIA; tieto uhličitany sa rozkladajú pri relatívne nízkych teplotách v dôsledku silnejšej väzby MO. Lítiové soli sú lepšie rozpustné v organických rozpúšťadlách (alkoholy, étery, ropné rozpúšťadlá) ako iné soli alkalických kovov. Lítium (ako horčík) priamo reaguje s dusíkom za vzniku Li3N (horčík tvorí Mg3N2), zatiaľ čo sodík a iné alkalické kovy môžu tvoriť nitridy iba v náročných podmienkach. Kovy podskupiny IA reagujú s uhlíkom, ale najľahšia reakcia je s lítiom (zrejme kvôli jeho malému polomeru) a najmenej jednoduchá s céziom. Naopak, aktívne alkalické kovy priamo reagujú s CO za vzniku karbonylov (napríklad K(CO)x), zatiaľ čo menej aktívne Li a Na len za určitých podmienok.
Aplikácia. Alkalické kovy sa používajú ako v priemysle, tak aj v chemických laboratóriách, napríklad pri syntézach. Lítium sa používa na výrobu tvrdých ľahkých zliatin, ktoré sa však líšia krehkosťou. Veľké množstvá sodík sa spotrebuje na získanie zliatiny Na4Pb, z ktorej sa získava tetraetylolovo Pb(C2H5)4, benzínové palivo s antidetonačným účinkom. Lítium, sodík a vápnik sa používajú ako zložky mäkkých ložiskových zliatin. Jediný a teda mobilný elektrón na vonkajšej vrstve robí z alkalických kovov vynikajúce vodiče tepla a elektriny. Zliatiny draslíka a sodíka, ktoré zostávajú tekuté v širokom rozsahu teplôt, sa používajú ako kvapalina na výmenu tepla v niektorých typoch jadrových reaktorov a v dôsledku vysokých teplôt v jadrovom reaktore sa používajú na výrobu pary. Kovový sodík vo forme napájacích prípojníc sa používa v elektrochemickej technológii na prenos vysokovýkonných prúdov. Lítiumhydrid LiH je vhodným zdrojom vodíka uvoľneného v dôsledku reakcie hydridu s vodou. Lítiumalumíniumhydrid LiAlH4 a lítiumhydrid sa používajú ako redukčné činidlá v organickej a anorganickej syntéze. Vzhľadom na malý iónový polomer a zodpovedajúcu vysokú hustotu náboja je lítium aktívne v reakciách s vodou, preto sú zlúčeniny lítia vysoko hygroskopické a na sušenie vzduchu počas prevádzky zariadení sa používa chlorid lítny LiCl. Hydroxidy alkalických kovov sú silné zásady, vysoko rozpustné vo vode; používajú sa na tvorbu alkalické prostredie. Hydroxid sodný ako najlacnejšia zásada má široké využitie (len v USA sa ho ročne spotrebuje viac ako 2,26 milióna ton).
Lítium. Najľahší kov má dva stabilné izotopy s atómovými hmotnosťami 6 a 7; ťažký izotop je bežnejší, jeho obsah je 92,6 % všetkých atómov lítia. Lítium objavil A. Arfvedson v roku 1817 a izolovali ho R. Bunsen a A. Mathisen v roku 1855. Používa sa pri výrobe termonukleárnych zbraní ( H-bomba), na zvýšenie tvrdosti zliatin a vo farmaceutických výrobkoch. Lítiové soli sa používajú na zvýšenie tvrdosti a chemickej odolnosti skla, v technológii alkalických batérií a na viazanie kyslíka pri zváraní.
Sodík. Známy už od staroveku, izoloval ho H. Davy v roku 1807. Je to mäkký kov, jeho zlúčeniny ako alkálie (hydroxid sodný NaOH), jedlá sóda (hydrogenuhličitan sodný NaHCO3) a sóda (uhličitan sodný Na2CO3) sú široko používané. Kov sa vo forme pár používa aj v tlmených plynových výbojkách na pouličné osvetlenie.
Draslík. Známy už od staroveku, identifikoval ho aj H. Davy v roku 1807. Známe sú draselné soli: dusičnan draselný (dusičnan draselný KNO3), potaš (uhličitan draselný K2CO3), žieravý potaš (hydroxid draselný KOH) atď. rôzne aplikácie v technológiách teplovýmenných zliatin.
Rubidium bol objavený spektroskopiou R. Bunsenom v roku 1861; obsahuje 27,85 % rádioaktívneho rubídia Rb-87. Rubídium, podobne ako ostatné kovy podskupiny IA, je vysoko reaktívne a musí sa skladovať pod vrstvou oleja alebo petroleja, aby sa zabránilo oxidácii vzdušným kyslíkom. Rubidium nachádza množstvo aplikácií, vrátane fotovoltaickej technológie, rádiových vákuových zariadení a liečiv.
Cézium. Cézne zlúčeniny sú v prírode široko rozšírené, zvyčajne v malých množstvách spolu so zlúčeninami iných alkalických kovov. Minerálny pollucit silikát obsahuje 34 % oxidu cézneho Cs2O. Prvok objavil R. Bunsen spektroskopiou v roku 1860. Hlavnou aplikáciou cézia je výroba fotobuniek a elektronických lámp, jeden z rádioaktívnych izotopov cézia Cs-137 sa používa v radiačnej terapii a vo vedeckom výskume.
Francúzsko. Posledný člen rodiny alkalických kovov, francium, je taký rádioaktívny, že sa v ňom nenachádza zemská kôra vo viac ako stopových množstvách. Informácie o franciu a jeho zlúčeninách sú založené na štúdiu jeho zanedbateľného množstva, umelo získaného (na vysokoenergetickom urýchľovači) počas a-rozpadu aktínia-227. Najdlhší izotop 22387Fr sa rozpadne za 21 minút na 22388Ra a b-častice. Podľa hrubého odhadu je kovový polomer francia 2,7 . Francium má väčšinu vlastností iných alkalických kovov a je vysoko donor elektrónov. Tvorí rozpustné soli a hydroxidy. Francium vykazuje oxidačný stupeň I vo všetkých zlúčeninách.

Collierova encyklopédia. - Otvorená spoločnosť. 2000 .

alkalických kovov- ide o prvky 1. skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastaranej klasifikácie - prvky hlavnej podskupiny I. skupiny): lítium Li, sodík nie, draslík K, rubídium rb, cezeň cs, francium Fr, a ununenniy Uue. Pri rozpustení alkalických kovov vo vode vznikajú rozpustné hydroxidy, tzv alkálie.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu alkalických kovov voči vode, kyslíku a niekedy aj dusíku (Li, Cs) sú uložené pod vrstvou petroleja. Na uskutočnenie reakcie s alkalickým kovom sa kúsok požadovanej veľkosti opatrne odreže skalpelom pod vrstvou petroleja, povrch kovu sa dôkladne očistí od produktov jeho interakcie so vzduchom v atmosfére argónu a iba potom sa vzorka umiestni do reakčnej nádoby.

1. Interakcia s vodou. Dôležitou vlastnosťou alkalických kovov je ich vysoká aktivita voči vode. Lítium reaguje najpokojnejšie (bez výbuchu) s vodou:

Pri podobnej reakcii sodík horí žltým plameňom a dochádza k malému výbuchu. Draslík je ešte aktívnejší: v tomto prípade je výbuch oveľa silnejší a plameň je sfarbený do fialova.

2. Interakcia s kyslíkom. Produkty spaľovania alkalických kovov vo vzduchu majú rôzne zloženie v závislosti od aktivity kovu.

· Len lítium horí na vzduchu za vzniku oxidu stechiometrického zloženia:

· Pri horení sodík Peroxid Na202 sa tvorí hlavne s malou prímesou superoxidu Na02:

V produktoch spaľovania draslík, rubídium A cezeň obsahuje hlavne superoxidy:

Na získanie oxidov sodíka a draslíka sa zmesi hydroxidu, peroxidu alebo superoxidu zahrievajú s nadbytkom kovu v neprítomnosti kyslíka:

Pre kyslíkaté zlúčeniny alkalických kovov je charakteristická nasledujúca zákonitosť: so zvyšovaním polomeru katiónu alkalického kovu sa zvyšuje stabilita kyslíkatých zlúčenín obsahujúcich peroxidový ión O 2 2− a superoxidový ión O 2 −.

Ťažké alkalické kovy sa vyznačujú tvorbou pomerne stabilných ozonidy zloženie EO 3 . Všetky zlúčeniny kyslíka majú rôzne farby, ktorých intenzita sa prehlbuje v sérii od Li po Cs:

Oxidy alkalických kovov majú všetky vlastnosti zásaditých oxidov: reagujú s vodou, kyslými oxidmi a kyselinami:

Peroxidy A superoxidy vykazujú vlastnosti silných oxidačné činidlá:

Peroxidy a superoxidy intenzívne interagujú s vodou a tvoria hydroxidy:

3. Interakcia s inými látkami. Alkalické kovy reagujú s mnohými nekovmi. Pri zahrievaní sa spájajú s vodíkom za vzniku hydridov, s halogénmi, sírou, dusíkom, fosforom, uhlíkom a kremíkom za vzniku, resp. halogenidy, sulfidy, nitridy, fosfidy, karbidy A silicídy:

Pri zahrievaní sú alkalické kovy schopné reagovať s inými kovmi a vytvárať intermetalické látky. Alkalické kovy reagujú aktívne (výbuchom) s kyselinami.

Alkalické kovy sa rozpúšťajú v kvapalnom amoniaku a jeho derivátoch - amínoch a amidoch:

Alkalický kov pri rozpustení v kvapalnom amoniaku stráca elektrón, ktorý je solvatovaný molekulami amoniaku a dáva roztoku modrú farbu. Výsledné amidy sa vodou ľahko rozložia za vzniku alkálií a amoniaku:

Alkalické kovy interagujú s organickej hmoty alkoholy (s tvorbou alkoholátov) a karboxylové kyseliny (s tvorbou solí):

4. Kvalitatívne stanovenie alkalických kovov. Pretože ionizačný potenciál alkalických kovov je nízky, pri zahrievaní kovu alebo jeho zlúčenín v plameni dochádza k ionizácii atómu, čím sa plameň zafarbí. určitú farbu:

Farbenie plameňa alkalickými kovmi
a ich zlúčeniny

kovy alkalických zemín.

kovy alkalických zemín- chemické prvky skupiny II periodickej tabuľky prvkov: berýlium, horčík, vápnik, stroncium, bárium a rádium.

Fyzikálne vlastnosti

Všetky kovy alkalických zemín sú sivé, pevné látky pri izbovej teplote. Na rozdiel od alkalických kovov sú oveľa tvrdšie a väčšinou sa nerežú nožom (výnimkou je stroncium). Hustota kovy alkalických zemín s poradovým číslom rastie, hoci rast je zreteľne pozorovaný len počnúc vápnikom, ktorý má spomedzi nich najnižšiu hustotu (ρ = 1,55 g / cm³), najťažšie je rádium, ktorého hustota je približne rovnaká ako hustota železa.

Chemické vlastnosti

Kovy alkalických zemín majú elektronickú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny ns² a sú to s-prvky spolu s alkalickými kovmi. Kovy alkalických zemín, ktoré majú dva valenčné elektróny, ich ľahko darujú a vo všetkých zlúčeninách majú oxidačný stav +2 (veľmi zriedka +1).

Chemická aktivita kovov alkalických zemín sa zvyšuje so zvyšujúcim sa sériovým číslom. Berýlium v ​​kompaktnej forme nereaguje ani s kyslíkom, ani s halogénmi, a to ani pri teplote červeného tepla (do 600 °C je potrebná ešte vyššia teplota na reakciu s kyslíkom a inými chalkogénmi, výnimkou je fluór). Horčík je pri izbovej teplote a vyšších (až 650 °C) teplotách chránený oxidovým filmom a ďalej neoxiduje. Vápnik oxiduje pomaly a pri izbovej teplote do hĺbky (v prítomnosti vodnej pary) a miernym zahriatím v kyslíku vyhorí, ale na suchom vzduchu pri izbovej teplote je stabilný. Stroncium, bárium a rádium rýchlo oxidujú na vzduchu za vzniku zmesi oxidov a nitridov, takže sú rovnako ako alkalické kovy (a vápnik) uložené pod vrstvou petroleja.

Oxidy a hydroxidy kovov alkalických zemín majú tendenciu zvyšovať základné vlastnosti so zvyšujúcim sa poradovým číslom: Be (OH) 2 - amfotérny, vo vode nerozpustný hydroxid, ale rozpustný v kyselinách (a vykazuje kyslé vlastnosti aj v prítomnosti silných zásad), Mg (OH) 2 - slabá zásada, nerozpustná vo vode, Ca (OH) 2 - silná, ale málo rozpustná vo vodnej zásade, Sr (OH) 2 - rozpustnejšia vo vode ako hydroxid vápenatý, silná zásada (alkálie) pri vysokých teplotách zavr. do bodu varu voda (100 ° C), Ba (OH) 2 - silná zásada (alkálie), ktorá nemá nižšiu pevnosť ako KOH alebo NaOH, a Ra (OH) 2 - jedna z najsilnejších zásad, veľmi žieravá látka

Byť v prírode

Sú prítomné všetky kovy alkalických zemín (v rôzne množstvá) v prírode. Kvôli ich vysokej chemickej aktivite sa všetky nenachádzajú vo voľnom stave. Najbežnejším kovom alkalických zemín je vápnik, ktorého množstvo je 3,38 % (z hmotnosti zemskej kôry). Horčík je o niečo nižší ako jeho množstvo, ktorého množstvo je 2,35% (hmotnosti zemskej kôry). Bárium a stroncium sú tiež bežné v prírode, ktoré tvoria 0,05 a 0,034 % hmotnosti zemskej kôry. Berýlium je vzácny prvok, ktorého množstvo predstavuje 6·10 −4 % hmotnosti zemskej kôry. Čo sa týka rádia, ktoré je rádioaktívne, je najvzácnejšie zo všetkých kovov alkalických zemín, no v malých množstvách sa vždy nachádza v uránových rudách. Odtiaľ sa dá oddeliť najmä chemickými prostriedkami. Jeho obsah je 1 10 −10 % (hmotnosti zemskej kôry)

hliník.

hliník- prvok hlavnej podskupiny tretej skupiny tretej periódy periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 13. Označuje sa symbolom. Al(lat. hliník). Patrí do skupiny ľahkých kovov. Najbežnejší kov a tretí najbežnejší chemický prvok v zemskej kôre (po kyslíku a kremíku).

jednoduchá látka hliník- ľahký, paramagnetický strieborno-biely kov, ľahko tvarovateľný, odlievaný, opracovateľný. Hliník má vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť, odolnosť voči korózii v dôsledku rýchlej tvorby silných oxidových filmov, ktoré chránia povrch pred ďalšou interakciou.

Hliník prvýkrát získal dánsky fyzik Hans Oersted v roku 1825 pôsobením amalgámu draselného na chlorid hlinitý, po ktorom nasledovala destilácia ortuti.Moderný spôsob získavania nezávisle od seba vyvinuli Američan Charles Hall a Francúz Paul Héroux v roku 1886. Spočíva v rozpustení oxidu hlinitého Al 2 O 3 v tavenine kryolitu Na 3 AlF 6 s následnou elektrolýzou pomocou spotrebných koksových alebo grafitových elektród. Tento spôsob získavania vyžaduje veľké množstvo elektriny, a preto bol dopyt až v 20. storočí.

Na výrobu 1000 kg surového hliníka je potrebných 1920 kg oxidu hlinitého, 65 kg kryolitu, 35 kg fluoridu hlinitého, 600 kg anódovej hmoty a 17 000 kWh jednosmernej elektriny.

Alkalické kovy - francium, cézium, rubídium, draslík, sodík, lítium - sa tak nazývajú, pretože pri interakcii s vodou tvoria zásady. Kvôli ich vysokej reaktivite by sa tieto prvky mali skladovať pod minerálnym olejom alebo petrolejom. Najaktívnejšie zo všetkých týchto látok je francium (má rádioaktivitu).

Alkalické kovy sú mäkké, striebristé látky. Ich čerstvo narezaný povrch má charakteristický lesk. Alkalické kovy vrie a topia sa pri nízkych teplotách, majú vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť. Majú tiež nízku hustotu.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

Látky sú silné redukčné činidlá, vykazujú v zlúčeninách oxidačný stav (jednoduchý) +1. S nárastom atómová hmotnosť alkalických kovov zvyšuje a znižuje schopnosť. Takmer všetky zlúčeniny sú rozpustné vo vode, všetky sú iónovej povahy.

Pri miernom zahriatí sa na vzduchu vznietia alkalické kovy. V kombinácii s vodíkom tvoria látky hydridy podobné soli. Produkty spaľovania sú zvyčajne peroxidy.

Oxidy alkalických kovov sú pevné látkyžlté (oxidy rubídia a draslíka), biele a lítne) a oranžové (oxid cézny). Tieto oxidy sú schopné reagovať s vodou, kyselinami, kyslíkom, kyslými a amfotérnymi oxidmi. Tieto základné vlastnosti sú vlastné všetkým a sú výrazné.

Peroxidy alkalických kovov sú žltkastobiele prášky. Sú schopné reagovať s oxidom uhličitým a oxidom uhoľnatým, kyselinami, nekovmi, vodou.

Hydroxidy alkalických kovov sú biele, vo vode rozpustné pevné látky. V týchto zlúčeninách sa (celkom zreteľne) prejavujú základné vlastnosti alkálií. Od lítia po francium sa zvyšuje pevnosť zásad a stupeň rozpustnosti vo vode. Hydroxidy sa považujú za pomerne silné elektrolyty. Reagujú so soľami a oxidmi, jednotlivými nekovmi.S výnimkou zlúčeniny s lítiom všetky ostatné vykazujú tepelnú stabilitu. Pri kalcinácii sa rozkladá na vodu a oxid. Tieto zlúčeniny sa získavajú elektrolýzou chloridu vodné roztoky, séria výmenných reakcií. Hydroxidy sa získavajú aj interakciou prvkov (alebo oxidov) s vodou.

Takmer všetky soli opísaných kovov (s výnimkou jednotlivých solí lítia) sú dobre rozpustné vo vode. Soľné roztoky, tvorené slabými kyselinami, majú strednú reakciu (alkalickú) v dôsledku hydrolýzy, ktorá sa tvorí tým istým silné kyseliny soli nie sú hydrolyzované. Bežné soli sú kamenné silikátové lepidlo (rozpustné sklo), Bertoletova soľ, manganistan draselný, pitná sóda, sóda a iné.

Všetky zlúčeniny alkalických kovov majú schopnosť meniť farbu plameňa. Toto sa aplikuje v chemická analýza. Plameň je teda zafarbený iónmi lítia, fialový iónmi draslíka, žltý sodíkom, belavoružový rubídiom, fialovočervený cézium.

Vzhľadom na to, že všetky alkalické prvky sú najsilnejšie redukčné činidlá, možno ich získať elektrolýzou roztavených solí.

Aplikácia alkalických kovov

Prvky sa používajú v rôznych oblastiach ľudskej činnosti. Cézium sa napríklad používa v solárnych článkoch. Lítium sa používa ako katalyzátor v ložiskových zliatinách. Sodík je prítomný v plynových výbojkách, jadrové reaktory ako nosič tepla. Rubídium sa používa vo výskumných aktivitách.

Najaktívnejšie medzi kovmi sú alkalické kovy. Aktívne reagujú s jednoduchými a zložitými látkami.

Všeobecné informácie

Alkalické kovy sú v skupine I periodickej tabuľky Mendelejeva. Ide o mäkké jednomocné kovy šedo-striebornej farby s nízkou teplotou topenia a nízkou hustotou. Vykazujú jediný oxidačný stav +1, pričom ide o redukčné činidlá. Elektronická konfigurácia - ns 1 .

Ryža. 1. Sodík a lítium.

Všeobecné charakteristiky kovov skupiny I sú uvedené v tabuľke.

Zoznam alkalických kovov	Vzorec	číslo	Obdobie	t° štvorcových , °C	t° b.p. , °C	ρ, g/cm 3

Aktívne kovy rýchlo reagujú s inými látkami, preto sa v prírode nachádzajú iba v zložení minerálov.

Potvrdenie

Na získanie čistého alkalického kovu sa používa niekoľko metód:

elektrolýza tavenín, najčastejšie chloridov alebo hydroxidov -

2NaCl -> 2Na + Cl2, 4NaOH -> 4Na + 2H20 + O2;

kalcinácia sódy (uhličitanu sodného) s uhlím na získanie sodíka -

Na2C03 + 2C -> 2Na + 3CO;

redukcia rubídia vápnikom z chloridu pri vysokých teplotách -

2RbCl + Ca -> 2Rb + CaCl2;

• redukcia cézia z uhličitanu pomocou zirkónu -

  2Cs2C03 + Zr → 4Cs + Zr02 + 2C02.

Interakcia

Vlastnosti alkalických kovov sú spôsobené ich štruktúrou. Keďže sú v prvej skupine periodickej tabuľky, majú iba jeden valenčný elektrón na vonkajšej energetickej úrovni. Jediný elektrón ľahko prechádza k oxidačnému atómu, čo prispieva k rýchlemu vstupu do reakcie.

Kovové vlastnosti sa zvyšujú v tabuľke zhora nadol, takže lítium sa rozdelilo s valenčným elektrónom ťažšie ako francium. Lítium je najtvrdší prvok spomedzi všetkých alkalických kovov. Reakcia lítia s kyslíkom prebieha iba pod vplyvom vysokej teploty. Lítium reaguje s vodou oveľa pomalšie ako ostatné kovy skupiny.

Sú bežné Chemické vlastnosti uvedené v tabuľke.

Reakcia	Produkty	Rovnica
S kyslíkom	Oxid (R20) tvorí iba lítium. Sodík tvorí zmes oxidu a peroxidu (R 2 O 2). Zvyšné kovy tvoria superoxidy (RO 2)	4Li + 02 -> 2Li20; 6Na + 202 -> 2Na20 + Na202; K + O 2 → KO 2
S vodíkom		2Na + H2 -> 2NaH
	Hydroxidy	2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2
S kyselinami		2Na + 2HCl → 2NaCl + H2-
S halogénmi	halogenidy	2Li + Cl2 -> 2LiCl
S dusíkom (pri izbovej teplote reaguje iba lítium)		6Li + N2 → 2Li 3N
	Sulfidy	2Na + S → Na2S
S uhlíkom (reaguje iba lítium a sodík)		2Li + 2C -> Li2C2; 2Na + 2C → Na2C2
s fosforom		3K + P → K 3 P
S kremíkom	Silicídy	4Cs + Si → Cs4Si
S amoniakom		2Li + 2NH3 -> 2LiNH2 + H2

S kvalitatívnou reakciou majú inú farbu plameňa. Lítium horí karmínovo, sodíkovo žlto a cézium ružovo-fialovým plameňom. Oxidy alkalických kovov majú tiež rôzne farby. Sodík zbelie, rubídium a draslík zožltne.

Ryža. 2. Kvalitatívna reakcia alkalických kovov.

Aplikácia

Jednoduché kovy a ich zlúčeniny sa používajú na výrobu ľahkých zliatin, kovových častí, hnojív, sódy a iných látok. Ako katalyzátory sa používajú rubídium a draslík. Sodíkové pary sa používajú v žiarivkách. nemá praktické uplatnenie len francium kvôli jeho rádioaktívnym vlastnostiam. Spôsob použitia prvkov skupiny I je stručne popísaný v tabuľke použitia alkalických kovov.

Oblasť použitia	Aplikácia
Chemický priemysel	Sodík urýchľuje reakciu pri výrobe gumy; Hydroxid draselný a sodný - výroba mydla; Uhličitan sodný a draselný - výroba skla, mydla; Hydroxid sodný - výroba papiera, mydla, tkaniny; Dusičnan draselný - výroba hnojív
potravinársky priemysel	Chlorid sodný - kuchynská soľ; Hydrogenuhličitan sodný - jedlá sóda
Hutníctvo	Draslík a sodík sú redukčné činidlá pri výrobe titánu, zirkónu a uránu
Energia	Taveniny draslíka a sodíka sa používajú v jadrových reaktoroch a leteckých motoroch; Lítium sa používa na výrobu batérií
Elektronika	Cézium – výroba solárnych článkov
Letectvo a astronautika	Zliatiny hliníka a lítia sa používajú na karosérie automobilov a rakiet

Ryža. 3. Pitie sódy.

Čo sme sa naučili?

Na hodine 9. ročníka sme sa učili o vlastnostiach alkalických kovov. Sú v skupine I periodickej tabuľky a pri reakciách sa vzdávajú jedného valenčného elektrónu. Sú to mäkké kovy, ktoré ľahko vstupujú chemické reakcie s jednoduchými a zložitými látkami - halogény, nekovy, kyseliny, voda. V prírode sa nachádzajú iba v zložení iných látok, preto sa na ich extrakciu používa elektrolýza alebo redukčná reakcia. Uplatňujú sa v priemysle, stavebníctve, hutníctve, energetike.

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 91.